Profesor Juan Luis Jiménez M.

Colegio Vocacional Monseñor Sanabria

Fórmulas de compuestos químicos

Cada compuesto se representa mediante una fórmulaquímica en la que se escribe de primero al elementopositivo y de segundo al negativo. Para que elproducto sea neutro se intercambian los números deoxidación en forma de “equis” y sin signos, ya se nosindican el número de átomos del elemento

Al2S3

+3 -2

• Lo podemos escribir en forma de ecuación, pero debe recordar que los elementos diatómicos (H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2) cuando están solos siempre llevan un dos para indicar su condición

Los átomos se enlazan unos con otros paraestabilizarse mutuamente según sus númerosde oxidación formando compuestos químicos

• Los números de oxidación los obtenemos de laposición del elemento en la Tabla periódica

• Selenio + potasio

• Nitrógeno + sodio

• Magnesio + telurio

• Oxígeno + indio

• Carbono + calcio C + Ca ---->

Se + K ---->

N2 + Na ---->

Mg + Te ---->

O2 + In ---->

K2Se

Na3N

MgTe

In2O3

+1 -2

+1 -3

+2 -2

+3 -2

Ca4C2 Ca2C+2 -4

Leyes que rigen la formación de compuestos químicos

La formación de compuestos químicos se rigepor varias leyes descubiertas hace ya bastantetiempo.

1- Ley de Conservación de la materia

2- Ley de la composición constante

3- Ley de las proporciones múltiples

Ley de conservación de la materia (Lavoisier).

• “En toda transformación química la masa seconserva, es decir, la masa total de losreactivos es igual a la masa total de losproductos de la reacción”.

• Ejemplo: 71 gramos de cloro y 46 gramos desodio producen 117 gramos de cloruro desodio.

• 2 Na + Cl2 → 2 Na+1Cl-1

• 46 g + 71g → 117 g6

Ley de la composición constante (proporciones definidas)

(Proust).• “Los elementos se combinan para formar

compuestos en una proporción de masa fija ydefinida”.

• Ejemplo: El azufre y el hierro se combinanpara formar sulfuro de hierro (II) en lasiguiente proporción: 32 gramos de azufre porcada 55,8 gramos de hierro.

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Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.

• Azufre + Hierro Sulfuro de hierro II

• 32g 55,8 g 0 g Inicial

• 87,8 g Final

• 40 g 55,8 g 0 g Inicial

• 8 g 87,8 g Final

• 32 g 70 g 0 g Inicial

• 14,2 g 87,8 g Final

8

• Agregar un exceso de alguno de los reactivos no tiene ningún efecto sobre el producto ya que tal exceso no tiene con que reaccionar

• En cada compuesto la relación en masa entre sus componentes es invariable, en el caso anterior

• 55,8/87,8 *100 = 63,6 % Fe

• 32/87,8 *100 = 36,4 % S

Ley de proporciones múltiples (Dalton).

• “Cuando dos elementos se combinan entre sípara dar compuestos diferentes, las diferentesmasas de uno de ellos que se combinan conuna masa fija de otro, guardan entre sí unarelación de números sencillos”.

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Ley de proporciones múltiples (Dalton).

Ejemplo.• Nitrógeno y oxígeno forman 5 compuestos

• Fórmula Relación O/N División 0,57

• N2O 16/28 = 0,57 1

• NO 16/14 = 1,14 2

• N2O3 48/28 = 1,71 3

• NO2 32/14 = 2,28 4

• N2O5 80/28 = 2,85 5

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Tipos de fórmulas

• Los átomos se enlazan unos con otrosformando así nuevas sustancias químicas conpropiedades diferentes a las originarias

• Cada sustancia se representa mediante unafórmula, en la que los símbolos representanlos elementos y los subíndices nos indicancuantos átomos participan: A2B3 significa quehay dos átomos de A y 3 de B

Fórmulas Químicas

• Podemos obtener diferente nivel de información de una fórmula química

• Distinguimos tres tipos de fórmulas

• 1- Empírica

• 2- Molecular

• 3- Estructural

La fórmula empírica indica cuales elementos estánpresentes y la relación mínima, en número entero,entre sus átomos; pero no necesariamente indica elnúmero real de átomos en una molécula determinada.

--Es la fórmula más sencilla para un compuesto--

En una fórmula empírica los subíndices se reducen a larazón de números enteros más sencilla.

Ejemplo:

H2O2 Peróxido de Hidrogeno

Relación entre los átomos de H y los de O es:

2:2 o 1:1

La fórmula empírica del Peróxido de Hidrogeno es:

HO

Fórmula Molecular

Ejemplo:

N2H4 Hidrazina

Relación entre los átomos de N y los de H es:

1:2

La fórmula empírica del compuesto Hidrazina es:

NH2

Fórmula Molecular

Ejemplo:

CH2O es la fórmula empírica de los siguientes compuestos:

C2H4O2 Acido Acético

CH2O Formaldehido

C6H12O6 Glucosa

Todos tienen la misma

fórmula empírica:

CH2O

Generalmente las fórmulas empíricas no nos danmucha información sobre un compuesto.

La fórmula molecular indica el número exacto deátomos de cada elemento que están presentes en launidad más pequeña de una sustancia.

--La fórmula molecular son las fórmulas verdaderas de las moléculas--

Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular encompuestos covalentes.

Ejemplo

H2 Hidrogeno

O2 Oxigeno

O3 Ozono

H2O Agua

C2H4O2 Acido Acético

CH2O Formaldehido

C6H12O6 Glucosa

Ejemplo

CCl4 Tetracloruro de Carbono

H2O2 Peróxido de Hidrogeno

CH4Metano

CO2 Dióxido de Carbono

NH3 Amoniaco

HNO3 Acido Nítrico

Para muchas moléculas la fórmula empírica es igual a lafórmula molecular.

Molécula Fórmula Empírica Fórmula Molecular

Amoniaco NH3 NH3

Dióxido de Carbono CO2 CO2

Metano CH4 CH4

Agua H2O H2O

Acido Nítrico HNO3 HNO3

Las fórmulas moleculares y empíricas nos indican la razón decombinación de los átomos en el compuesto pero no nos dicennada sobre cómo están unidos los átomos entre sí.

La fórmula estructural muestra el orden en el que seunen los átomos en una molécula y los tipos de enlace.Los enlaces se representan sobre un plano cartesiano.

Etanol (Alcohol Etílico)

Ejemplos:

Acido Acético Hidrazina Metano

Acido NítricoFolrmaldehido

Proyección de Fischer Proyección de Newman

Estructura lineal Estructura ciclada

Enlace químico•Naturaleza del enlace químico

• Tipos de enlace químico

• Enlace iónico

• Propiedades de los compuestos iónicos

• Enlace covalente

• Enlace covalente dativo

• Polaridad del enlace covalente

• Fuerzas intermoleculares

• Propiedades de los compuestos covalentes

• Enlace metálico

• Propiedades de los metales

• Propiedades de las sustancias (resumen)

En ciencias los fenómenos se representan mediante modelos,los cuales son una representación de lo que sucede en larealidad y son susceptibles de modificarse.

Para que un modelo de enlace químico tenga validez, debe sercapaz de responder a puntos fundamentales como son:

1) Por qué se forma el enlace químico?2) Por qué los compuestos tienen propiedades diferentes?3) Por qué los compuestos poseen fórmulas definidas?4) Por qué las moléculas presentan diferentes formas

geométricas?

Naturaleza del enlace químico

Se llama enlace químico a cualquiera de los mecanismos de unión que existe entre átomos.

Los átomos se enlazan formando compuestos con el fin de adquirir conjuntamente configuraciones electrónicas estables.

Cuando dos átomos se unen para formar una agrupación más estable, disminuye la energía potencial del sistema.

Energía de enlace

La cantidad de energianecesaria para romper elenlace es igual a la liberadadurante su formacion

• Cuando los átomos seenlazan liberan energía, siquisiéramos romper elenlace formado se requierela misma cantidad deenergía que se liberó alformarse. A dicha energía sele denomina energía deenlace y es particular paracada par de átomosenlazados

Ejemplo

• Mg + S → Mg+2S-2 + 450 KJ/mol

• Mg+2S-2 + 450 KJ/mol → Mg + S

• De acuerdo a lo anterior 450 KJ/mol es la energía deenlace Mg+2S-2. Diferentes valores tendrán otrospares como Ba+2S-2, Mg+2Se-2.

• Cada par de átomos tienen una energía de enlaceasociada, que puede ir desde 83,6 hasta 836 KJ/mol,un valor inferior al menor significa que el enlace nose forma y cuanto mayor sea más fuerte será

En 1916, G. Lewis propone la regla del octeto: para lograr la máxima estabilidad los átomos tienden a alcanzar la configuración electrónica de gas noble (ns2 np6), con 8 electrones en la última capa.

Naturaleza del enlace químico

Los electrones de valencia de un elemento se representan mediante símbolos y estructuras de Lewis:

X

Símbolos de Lewis:Son una representación gráfica para comprender donde están los

electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia

como puntos alrededor del símbolo del elemento:

v

v

ELECTRONEGATIVIDAD

• Capacidad que tiene un átomo de atraerelectrones que se encuentran formandoparte de un enlace.

• Los valores de E.N. Son útiles para predecirel tipo de enlace que se puede formar entreátomos de diferentes elementos.

VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

H

2.1

Elemento más

electronegativo

Li 1.0

Be 1.5

B 2.0

C 2.5

N 3.0

O 3.5

F 4.0

Na 0.9

Mg 1.2

Al 1.5

Si 1.8

P 2.1

S 2.5

Cl 3.0

K 0.8

Ca 1.0

Sc 1.3

Ti 1.5

V 1.6

Cr 1.6

Mn 1.5

Fe 1.8

Co 1.8

Ni 1.8

Cu 1.9

Zn 1.6

Ga 1.6

Ge 1.8

As 2.0

Se 2.4

Br 2.8

Rb 0.8

Sr 1.0

Y 1.2

Zr 1.4

Nb 1.6

Mo 1.8

Tc 1.9

Ru 2.2

Rh 2.2

Pd 1.2

Ag 1.9

Cd 1.7

In 1.7

Sn 1.8

Sb 1.9

Te 2.1

I 2.5

Cs 0.7

Ba 0.9

La 1.1

Hf 1.3

Ta 1.5

W 1.7

Re 1.9

Os 2.2

Ir 2.2

Pt 2.2

Au 2.4

Hg 1.9

Tl 1.8

Pb 1.8

Bi 1.9

Po 2.0

At 2.2

Fr

0.7

Ra

0.9

Ac

1.1

Th

1.3

Pa

1.5

U

1.7 Np – Lw

1.3

Elemento menos electronegativo

El enlace químico siempre tiene una naturaleza electrónica.

Existen tres tipos de enlace químico:

• ENLACE IÓNICO: Se da entre metales y no metales. Se caracterizapor la formación de iones de signo opuesto que se atraen entre sí.

• ENLACE COVALENTE: Tiene lugar entre no metales o metaloides.Al unirse, los átomos comparten algunos electrones de valencia.

• ENLACE METÁLICO: Se da entre los metales. Cada átomo libera suselectrones de valencia, formándose una “nube electrónica”compartida.

Tipos de enlace químico

determina

Átomos diferentes

En los cuales

La diferencia de E.N.

iónico

Es diferente de cero

covalente

polar

y el enlace puede ser

mayor que 1,7

Diferencia de E.N.

Entre 0 y 1,7

que

Diferencia de E.N.

Electronegatividad

En los cuales

La diferencia de E.N.

Covalente puro o no

polar

Es cero

y el enlace es

H2; Cl2; N2

Átomos iguales

El tipo de enlace

Que puede darse

entre

ENLACE QUÍMICO

METÁLICOIÓNICO COVALENTE

sólidos iónicos

sustancias moleculares

redes solidas cristalinas sólidos metálicos

Una de las formas de alcanzar la configuración de gas noble esperdiendo o ganando electrones.

El sodio cede un electrón al cloro. Así, ambos consiguen completar elocteto en su capa de valencia.

Enlace iónico

2 2 6 1

2 2 6 2 5

Na(Z=11):1s 2s 2p 3s

Cl(Z=17):1s 2s 2p 3s 3p

Los iones formados quedan unidos poratracción electrostática entre cargas dedistinto signo.

Electrovalencia de un elemento es la cargaeléctrica del ion que forma su átomo paraformar el enlace iónico.

• Es necesario que uno de los elementos puedaganar electrones y el otro perderlos, y comose ha indicado anteriormente, este tipo deenlace se suele producir entre un no metal yun metal.

NaCl

Debe notarse que los átomos que participan en un

compuesto iónico al ganar o perder electrones alcanzan

la estructura estable de un gas noble

En la reacción

2 Na + Cl2 -----> 2 NaCl

Se producen dos procesos simultáneos

Na -----> Na+1 + 1 e- oxidación

[Ne] 3s1 -----> [Ne] pérdida de e-

Cl + 1 e- -----> Cl-1 reducción

[Ne] 3s2 3p5 -----> [Ar] ganancia de e-

NaCl

El enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más)

de un átomo metálico a un átomo no metálico.

El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un

anión.

Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática.

En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o

perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la

configuración electrónica de gas noble, es decir completa su octeto.

••••

••

•• ]2-••

••

•• •

•[[ ]2+

Para que se produzca el enlace iónico los átomos deben

tener una diferencia de electronegatividad de 1,7 o mayor

Representación del enlace iónico

Indique la fórmula y represente el proceso de

formación del enlace iónico entre los siguientes

elementos

Bromo y cesio

2,8 0,7

Diferencia 2,1

Electronegatividad

Cs+1Br -1

BrCs

Cs+1 Br-1

Estroncio + cloro Sr+2Cl2-1

Cl

Sr+2

Cl

Cl-1 Cl-1Los iones deben

quedar juntos ya

que se atraen

Los átomos

son neutros

originalmente

1,0 3,0 = dif 2,0 E.N.

Sr

Fluor + aluminio Al+3F3-1

Al+3

F

F-1

4,0 1,5 = dif 2,5 E.N.

F-1

F-1

F

F

Al

Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino agregados iónicosque dan lugar a redes cristalinas geométricas.

La fórmula química corresponde a una fórmula empírica, que reflejala proporción de los iones.

Redes Cristalinas

El enlace iónico se produce entre átomos de elementos que tienen muy diferente electronegatividad.

Un ión ejerce fuerzas en todas direcciones, de modo que cada ión positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa.

Cristales iónicos

• A temperatura ambiente, son sólidos cristalinos.

• Tienen altas temperaturas de fusión y de ebullición.

• Son duros (oposición a ser rayados) y frágiles (un golpe seco alterala red).

• Muchos son solubles en disolventes polares (como el agua), peroninguno en disolventes apolares (gasolina, benceno).

• En estado sólido no conducen la electricidad, sin embargo fundidoso en disolución se convierten en conductores de la electricidad.

Propiedades de los compuestos iónicos

En 1916, Lewis y Langmuir sugirieron que los átomos podíanconseguir su octeto compartiendo pares de electrones.

Por ejemplo, la molécula de flúor: F2.

Su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p5

Cuando dos átomos comparten un par de electrones para completarsu capa de valencia según la regla del octeto, forman un enlacecovalente.

Enlace covalente

par común

Enlace Covalente. Teoría de LewisEl enlace covalente se establece por compartición de uno o mas

pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos

(elevada electronegatividad)

En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración

electrónica de gas noble (octeto completo).

Enlace CovalenteMolécula de flúor

O – H

H

H –N – H

H

Enlace CovalenteSi los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo

dos pares de electrones: enlace covalente doble

tres pares de electrones: enlace covalente triple

Molécula de oxígeno

Molécula de nitrógeno

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

PASO 2: Se dibuja una estructura esquemática lo más

simétrica posible con los símbolos de los elementos

Ejemplo 1: CF4

C : [Ne] 2s2 2p2 = 4e-F : [Ne] 2s2 2p5 x4= 28e-

32e-

PASO 1:Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Si tiene carga negativa sumeel valor de la carga, si es positiva réstelo

C FF

F

F

PASO 3: Una el átomo central a los átomos periféricos

mediante enlaces sencillos (2 e-). Si el átomo central no

hubiese completado su octeto, complételo. Forme círculos

alrededor de los símbolos en los que se incluya los enlaces

que comparte

e- de v. libres: 32-8= 24 F

F C F

F

PASO 4: Distribuya los e- restantes de dos en dos enforma alternada en todos los átomos que lo requieran.Todos los elementos deben quedar con 8 electrones,excepto el H.

F

F C F

F

Si “faltaran” electrones, forme enlaces dobles o triples

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

PASO 2: Se dibuja una estructura esquemática con los

símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos.

PASO 1:Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula.

Ejemplo 4: SO2

S: 3s2p4 6e-O: 2s2p4 6e-x2 = 12

18 e-

SO O

PASO 3: Se calcula el nº de e- de valencia que quedan

disponibles.

PASO 4: Se distribuyen los e- de forma que se complete

un octeto para cada átomo o un dueto.

e- de v. libres: 18-4= 14 SO O

SO O

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

PASO 2: Se dibuja una estructura esquemática con los

símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos.

PASO 1:Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula.

Ejemplo 3: SiO4-4

Si: 3s2p2 4e-O: 2s2p4 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg.

32 e-

Si

O

O

OO

4-

PASO 3: Se calcula el nº de e- de valencia que quedan

disponibles.

PASO 4: Se distribuyen los e- de forma que se complete

un octeto para cada átomo o un dueto.

e- de v. libres: 32-8= 24

Si

O

O

OO

4-

Si

O

O

OO

4-

Los dos electrones compartidos pueden provenir de un solo átomo. En este caso se habla de enlace covalente dativo o coordinado y, en lugar del guion, se emplea una flecha dirigida hacia el átomo que no aportó ningún electrón para representarlo.

Para identificar este tipo de enlace de debe hacer una compararciónentre los electrones de valencia de cada átomo antes y después dehaberse enlazado. Si a uno le falta un electrón y a otro le sobra uno,se trata de un enlace coordinado

Enlace covalente coordinado

Enlace covalente coordinado

Ejemplos de enlace covalente coordinado o dativo:

NH

H

H H NH H

H

H

amoniaco ion hidrógeno

donante de un

par de electrones

receptor

O S O S o

O S OO

O S o

O S

O

O S

receptor

Donante de un

par de electrones

Formación del SO

Formación del SO2

ion amonio NH4+

Cuando los dos átomos unidos por enlace covalente son idénticos , el par de electrones se comparte por igual, ya que ambos tienen la misma electronegatividad. Se dice que el enlace es covalente no polar.

Pero si los átomos unidos tienen electronegatividades diferentes, los electrones no se comparten por igual. El más electronegativo atrae más a la nube electrónica hacia sí. Se origina así un dipolo eléctrico, y decimos que el enlace covalente es polar.

El enlace iónico, como el NaCl, sería el caso extremo de la polaridad de un enlace covalente.

Polaridad del enlace covalente

Cl ClH H N N F FO O

El enlace iónico puro sería el caso límite de la polaridad. Por tanto, puede considerarse a los enlaces covalentes polares como enlaces covalentes con cierto carácter de enlace iónico.

Polaridad del enlace covalente (2)

La presencia de enlaces polares, no garantiza lapolaridad de la molécula. Por ejemplo, la moléculaSO2 es polar y, sin embargo, la de CO2 no es polar,aunque todos ellas responden a la misma fórmulageneral, AX2.

Este hecho es debido a la geometría molecular. Enel CO2 (geometría lineal) el efecto de los dipoloseléctricos se anula, pero en el SO2 (angular) esto noes así.

• Para que se produzca el enlace covalente debeexistir una diferencia de E.N. inferior a 1,7aunque eso no significa que en ese puntocambie todo, según sea la diferencia puedetener algún grado de carácter iónico y algo decovalente

0 ────── < 1.7 ── >

Covalente IónicoCov. No polar Cov. Polar Iónico

Energía de enlace

• Cuantos más enlaces unan dos átomos mayor será la fuerza que los une y menor la distancia que los separa

• Longitud de enlace: sencillo < doble < triple

• Energía de enlace : sencillo > doble > triple

Geometria Molecular

• Las moléculas tienen una formatridimensional que viene determinada poraquella distribución en la que las repulsionesentre sus componentes sean las menores(RPECV), para esto no solo deben tomarse losátomos que rodean al átomo central sinotambién los pares libres

AtomosUnidos alcentral

Pares e-libres

Ejemplo Geometría Represent. Angulo

2 2lineal

180º

3 1Triangularplana

120º

4 0Tetraédrica

109,5º

3 1Piramidal

107º

2 2Angular

104,5

Fuerzas intermoleculares son las interacciones de atracción entre moléculas.

Tienen un origen electrostático y son las responsables del estado físico de las sustancias moleculares.

Las fuerzas intermoleculares pueden ser de los siguientes tipos:

Fuerzas de Van der Waals

• Fuerzas de London o de dispersión

• Fuerzas dipolo-dipolo inducido

• Fuerzas dipolo-dipolo

Enlace de hidrógeno

Fuerzas intermoleculares

FUERZAS DE DISPERSIÓN: se dan en todo tipo de moléculas (nopolares o polares) y se deben a la formación de dipolos instantáneosque son inducidos por la asimetría eléctrica en un momento dado.

Son fuerzas muy débiles, y aumentan con el tamaño y con la masamolecular. Son las únicas existentes en las sustancias no polares

Fuerzas intermoleculares (2)

masa

71

160

254

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO: se dan en el caso de moléculas polares.Los dipolos permanentes originan atracciones entre cargas de signoopuesto.

Son más débiles que las uniones entre iones de signo opuesto, peropueden dan lugar a agrupaciones compactas (líquidos y sólidos).

Fuerzas intermoleculares (3)

PUENTE DE HIDRÓGENO: es un caso extremo de interacción dipolo-dipolo. Es más intenso que las fuerzas de Van der Waals.

Se forma sólo entre moléculas polares que tienen átomos de Hunidos a un elemento muy electronegativo (F, O, N).

Se produce por la acción eléctrica entre el núcleo de H y el par deelectrones no enlazante del átomo electronegativo (F, O, N) de lamolécula vecina.

Fuerzas intermoleculares (4)

Propiedades de las sustancias covalentes moleculares:

• La mayoría son gases. Las hay también líquidas (agua, alcoholetílico) e incluso sólidas (yodo y azufre), pero con bajos puntos defusión y ebullición.

• No conducen la electricidad.

• Las sustancias polares disuelven a las polares (el NH3 se disuelve en H2O). Las sustancias apolares disuelven a las apolares (el I2 se disuelve en CCl4).

Propiedades de los compuestos covalentes

Propiedades de las sustancias con red covalente:

• Presentan altos puntos de fusión y ebullición.

• Son sustancias muy duras.

• Son prácticamente insolubles en cualquier tipo de disolvente.

• No son conductores de la electricidad (excepto el grafito) y tampoco son buenos conductores del calor.

Propiedades de los compuestos covalentes (2)

diamante

grafito

sílice

• Cada átomo de metal cede electrones devalencia, convirtiéndose en un ion positivo. Losiones positivos se ordenan de forma compactaen una red cristalina tridimensional.

• Los electrones cedidos se mueven librementeen la red, formando un mar o gas electrónicoque rodea los iones positivos y los mantieneunidos.

Enlace metálico

Modelo del mar de electrones (o del gas electrónico):

Propiedades de los metales

• Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el Hg). Lamayoría tienen altos punto de fusión y ebullición .

• En general son muy densos debido a la estructuracompacta de la red cristalina.

• Poseen un brillo característico (brillo metálico).

• Son flexibles, dúctiles y maleables.

• Son excelentes conductores del calor y de la electricidad.

• No se disuelven en los disolventes ordinarios.

Propiedades de las sustancias